EQUILIBRI ÀCID - BASE

1. EQUILIBRI ÀCID - BASE

2. PROPIETATS DELS ÀCIDS I DE LES BASES

3. TEORIA D’ARRHENIUS (1883) • Va estudiar la conductivitat d’algunes substàncies (sal, àcids i bases) proposant que condueixen perquè es dissocien i formen ions. • Àcid: substància que en dissolució aquosa es dissocia produint ions hidrogen (H+). • Base: substància que en dissolució aquosa es dissocia produint ions hidròxid (OH-). • Reacció de Neutralització: un àcid i una base contraresten els seus efectes. Àcid + Base → Sal + Aigua H+Cl- + Na+OH- → Na+Cl- + H2O

4. REACCIONS DE NEUTRALITZACIÓ H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O HNO3 + KOH KNO3 + H2O 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O

5. LIMITACIONS DE LA T. D’ARRHENIUS • Hi ha substàncies que no tenen àtoms d’hidrogen i que en dissolució aquosa manifesten propietats àcides (CO2, FeCl3, etc.). • Altres substàncies (NH3, CO32-, etc.) que no tenen grups OH- manifesten propietats bàsiques en dissolució aquosa. • Existeixen reaccions àcid base en dissolvents diferents a l’aigua, inclòs sense dissolvent: HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) • En dissolució aquosa no existeixen ions H+, estan combinats amb aigua formant els ions oxoni (H3O+)

6. TEORIA DE BRÖNSTED – LOWRY (1923) • Àcid: substància que pot cedir protons H+ • Base: substància que pot acceptar protons H+. • Una reacció àcid base és una reacció d’intercanvi de protons. HCl + H2O ⇆ Cl- + H3O+ àcid 1 base 2 base 1 àcid 2 NaOH + H2O ⇆ Na+ (H2O) + OH- base 1 àcid 2 àcid1 base 2 NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH- base 1 ácid 2 àcid 1 base 2 • L’aigua es pot comportar com a base o com a àcid, és una substància amfipròtica o amfòtera. • Es formen parelles àcid / base conjugats (diferenciats només en un H+): H2O/OH-, H3O+/H2O, HCl/Cl-, NH3/NH4+

7. FORÇA RELATIVA D’ÀCIDS I BASES • La força és la facilitat de cedir i acceptar protons d’una substància i depèn de la substància a la que s’enfronta, per això diem que és relativa. Prenem com a referència l’aigua. • Considerem un àcid HA: HA(aq) + H2O(l) ⇆ A-(aq) + H3O+(aq) On Ka és la constant d’acidesa • Considerem una base B: B(aq) + H2O(l) ⇆ BH+(aq) + OH-(aq) On Kb és la constant de basicitat. • Quan major siga Ka més fort serà l’àcid HA i més dèbil la base conjugada A-: l’àcid estarà més ionitzat ([A-]>>[HA]) i es formarà una major quantitat de H3O+. • Quan major siga Kb més fort serà la base B i més dèbil l’àcid conjugat BH+; la base estarà més ionitzada ([BH+]>>[B]) i es formarà una major quantitat de OH-.

8. ÀCIDS I BASES FORTSÀCIDS I BASES DÈBILS • Àcid fort és aquell que es troba totalment ionitzat (Ka>100): HClO4, HMnO4, HNO3, HI, HBr, HCl, H2SO4 HCl(aq) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+(aq) • Ácid dèbil és aquell que està parcialment ionitzat: HF, HNO2, H2CO3, R-COOH, etc. RCOOH(aq) + H2O(l) → RCOO-(aq) + H3O+(aq) • Base forta és aquella que es troba totalment ionitzada (Kb >100): Hidròxids alcalins (LiOH, NaOH, KOH, etc.) i alcalinoterris (Ca(OH)2, Mg(OH)2, etc.). LiOH(aq) + H2O(l) → Li+(aq) + OH-(aq) • Base dèbil és aquella que està parcialment ionitzada: NH3, S2-, CO32-, RCOO-, NO2-, etc. NO2-(aq) + H2O(l) → HNO2 (aq) + OH-(aq)

9. ÀCIDS I BASES FORTS I DÈBILS ÀCID MOLT DÈBIL: MOLT POC DISSOCIAT ÀCID DÈBIL: DISSOCIAT PARCIALMENT ÀCID FORT: TOTALMENT DISSOCIAT MOLÈCULA D’ÀCID HA

10. AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA • L’experiència demostra que l’aigua té una xicoteta conductivitat elèctrica que ens indica que està parcialment dissociada en ions. H2O(l) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + OH-(aq) KW=[OH-]·[H3O+] • La constant KW s’anomena producte iónic de l’aigua, constant d’autoprotólisi i val 10-14 a 25 ºC. • Segons aquesta relació si [H3O+] augmenta, la [OH-] ha de disminuir per a que el producte de les dos es mantinga constant.

11. 7 ácida básica pH CONCEPTE DE PH pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] pKW = - log 10-14 = 14 Es compleix que a 25ªC pH + pOH = 14

12. Basicidad Acidez

13. 14 ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Agua mar Leche Cerveza Sangre Amoniaco Agua destilada 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 PH DE SUBSTÀNCIES COMUNS Vinagre Sosacàustica Salfumant

14. RELACIÓ ENTRE Ka I Kb HA + H2O⇆ A- + H3O+ A- + H2O ⇆ HA + OH- Al sumar les 2 equacions H2O(l) + H2O(l) ⇆ OH-(aq) + H3O+(aq) KW KW = Ka·Kb D’aquesta equació es dedueix que quan major siga Ka d’un àcid (mès fort) menor serà la Kb de la seua base conjugada i viceversa.

15. RELACIÓ ENTRE Ka I α Ácid fort 1 • Siga l’equilibri HA + H2O  A- + H3O+ Si anomenem “co” = [HA]inicial Concentracions HA  A- + C Inicial (mol/L) co 0 0 Reacciona co·  co· co· Equilibri co· (1– ) co· co· A-· H3O+ co·· co· co·2 Ka = —————— = —————— = ——— HA co·(1– ) (1– ) • Per a àcids dèbils (Ka<10-4) es compleix que  << 1 i de forma aproximada Ka=co·2 • D’aquesta expressió deduïm que els àcids forts (Ka molt gran) es dissocien completament (α=1) i el àcids dèbils és dissocien més (augmenta α) al disminuir la seua concentració. Ácid dèbil

16. PREDICCIÓ DE REACCIONS ÀCID BASE • Siga la reacció HA + B ⇆ A- + BH+ Kreacció • Podem calcular la Kreacció a partir de Ka i Kb • HA + H2O ⇆ A- + H3O+ Ka • B + H2O ⇆ BH+ + OH- Kb • H3O+ + OH- ⇆ H2O + H2O 1/Kw Sumant aquestes equacions obtenim la de la reacció i per tant es compleix que: • Si qualsevol dels reactius és un àcid o una base forta la Kreacció serà molt gran i la reacció serà completa. HNO3 + NH3 → NH4+ + NO3- • Si reaccionen un àcid i una base dèbil de constants > 10-5 també seran reaccions completes. en la resta de casos hi haurà equilibri. HF + CO32- ⇆ F- + H2CO3 (l’equilibri està desplaçat en el sentit àcid més fort1 + base més forta2 → base més dèbil1 + àcid més dèbil2) Ka(H2CO3)= 4’4·10-7, Ka(HF)=6’8·10-4 Com HF és un àcid més fort que H2CO3 l’equilibri està desplaçat R → P i Kreacció = 6’8·10-4/4’4·10-7 = 1545 • Si qualsevol dels reactius és un àcid o base molt dèbil la Kreacció és molt baixa i pràcticament no hi ha reacció. ClO4- + H2SO4← HClO4 + HSO4-

17. HIDRÒLISI • Al dissoldre una sal en aigua, s’ionitza i els ions formats poden reaccionar amb l’aigua modificant el pH. • Els cations són: • Àcids molt dèbils (Na+, Ca2+) si el conjugat és una base forta (NaOH, Ca(OH)2) que no reaccionen amb aigua. • Àcids dèbils (NH4+, RNH3+) si el conjugat és una base dèbil (NH3, RNH2) que reaccionen amb aigua proporcionant H3O+. • Els anions són: • Bases molt dèbils (Cl-, NO3-, etc) si el conjugat és un àcid fort (HCl, HNO3, etc) que no reaccionen amb aigua. • Bases dèbils (F-, HCO3-, RCOO-) si el conjugat és un àcid dèbil (HF, H2CO3, RCOOH, etc) que reaccionen amb aigua proporcionant OH-

18. HIDRÒLISI • NaCl → Na+ + Cl- • Na+ → no s’hidrolitza, és un àcid molt dèbil. • Cl- → no s’hidrolitza, és una base molt dèbil.Dissolució neutra • NH4Cl → NH4+ + Cl- • NH4+ (àcid dèbil) + H2O ⇆ NH3 + H3O+ • Cl- → no s’hidrolitza, és una base molt dèbil. Dissolució àcida • CH3COONa → CH3COO- + Na+ • CH3COO- (base dèbil) + H2O⇆ CH3COOH + OH- • Na+ → no s’hidrolitza, és un àcid molt dèbil.Dissolució bàsica • NH4CN → NH4+ + CN- • NH4+ (àcid dèbil) + H2O ⇆ NH3 + H3O+ • CN- (base dèbil) + H2O ⇆ HCN + OH- Si els dos ions sofreixen hidròlisi el pH de la dissolució de sal serà: Àcid (Ka>Kb)Bàsic (Kb>Ka)Neutre (Ka=Kb)

19. INDICADORS • Són colorants orgànics que modifiquen el seu color segons el pH del medi. Són àcids i bases dèbils conjugats de diferent color. HIn + H2O ⇆ In- + H3O+ (color A) (color B) • Es pot arribar a l’expressió: Predomina el color A quan [HIn]>10·[In-] pH = pKa -1 Predomina el color B quan [In-]>10·[HIn] pH= pKa + 1 Per tan el interval o zona de viratge de l’indicador val pH = pKa± 1

20. TARONJA DE METIL BLAU DE BROMOTIMOL BLAU DE TIMOL GROC D’ALIZARINA FENOLFTALEÏNA INDICADORS pKa 3,5 7,3 9,5 11 1’7 – 9’2

21. VALORACIÓ ÀCID BASE • Determinació de la concentració d’un àcid (base) en una dissolució per reacció de neutralització amb una base (àcid). • Experimentalment mesurem el volum de la dissolució de base (o àcid) (situada en la bureta) de concentració coneguda que cal per a neutralitzar estequiomètricament un determinat volum d’àcid (o base) (situat a l’erlenmeyer) de concentració desconeguda. • Siga la reacció: 2 H3A + 3 B(OH)2→ B3A2 + 6 H2O Es compleix que reaccionen: Mesurem Vbase de concentració Mbase Posem Vàcid de concentració Màcid desconeguda

22. VALORACIÓ ÀCID BASE • El punt en el que les quantitats de l’àcid i de la base estan en la relació estequiomètrica s’anomena punt d’equivalència. • Experimentalment determinen el punt final que és aquell en el que un indicador canvia de color (zona de viratge). Hem de triar un indicador que canvie de color prop del punt de equivalència. • El pH del punt d’equivalència és el de la sal formada en la neutralització: • NaOH + HCl → NaCl + H2O • Na+ (àcid molt dèbil): no s’hidrolitza. • Cl- (base molt dèbil): no s’hidrolitza. • pHequivalència = 7 • HF + NaOH → NaF + H2O • Na+ (àcid molt dèbil): no s’hidrolitza. • F- (base dèbil) + H2O⇆ HF + OH- • pHequivalència > 7 • HCl + NH3 → NH4+ + Cl- • NH4+ + H2O⇆ NH3 + H3O+ • Cl- (base molt dèbil): no s’hidrolitza. • pHequivalència < 7

23. CORBES DE VALORACIÓ Àcid fort + Base forta pHequivalència = 7 Taronja de metil (3’2-4’4) Roig congo (3’0-5’0) Roig de metil (4’2-6’3) Blau de bromotimol (6’0-7’6) Tornasol (6’0-8’0) Fenolftaleïna (8’2-9’8) Groc d’alizarina (10’0-12’1) Àcid fort + Base dèbil pHequivalència < 7 Taronja de metil (3’2-4’4) Roig congo (3’0-5’0) Roig de metil (4’2-6’3) Blau de bromotimol (6’0-7’6) Tornasol (6’0-8’0) Àcid dèbil + Base forta pHequivalència > 7 Blau de bromotimol (6’0-7’6) Tornasol (6’0-8’0) Fenolftaleïna (8’2-9’8)